Oxido-reduccion

oxido reduccion--------------quimica

Entre las reacciones químicas más comunes y más importantes están las reacciones de óxido-reducción. Estas se caracterizan por que los átomos que participan en la reacción cambian su estado de oxidación ( EDO), tal como se ve en la siguiente reacción :

Cu+2 + Zn 0  Cu0 + Zn +2

El cobre comienza la reacción con EDO +2, mientras que el Znlo hace con EDO 0, cuando se obtienen los productos tanto el cobre como el Zinc han cambiado su EDO. Como se produjo una variación en los EDO entonces podemos decir que la reacción es una reacción de Oxido reducción o simplemente REDOX.
Lo anterior implica en la mayoría de los casos, una transferencia de electrones entre los átomos, producto de esta transferencia electrónica se genera un cambioen el EDO. El EDO en buenas cuentas será: un número ya sea positivo, negativo o neutro que representa la carga que adquiere un átomo de acuerdo al número de electrones transferidos (ya sea ganados o cedidos). Como se puede ir concluyendo, para determinar si estamos frente a una reacción redox, debemos determinar en una primera etapa, si existen los cambios mencionados en los EDO, y para ello esnecesario determinar previamente todos los EDO de reactivos y de productos. Esto se puede hacer en forma bastante simple aplicando algunas reglas básicas que permiten determinar el estado de oxidación:

Reglas para determinar los estados de oxidación

1.-El EDO de los elementos en su estado natural o fundamental es 0. El estado natural o fundamental significa que cada elemento se presentacomo existe en la naturaleza.

Ejemplo: Na (s) = 0 Todos se representan como: Na 0 , Cl2 0, Cu 0
Cl2 (g) = 0
Cu (s) = 0

2.-El EDO del hidrógeno cuando se encuentra formando parte de compuestos es siempre +1, excepto en los hidruros metálicos, en que es -1

Ejemplo: HCl EDO del hidrógeno +1

H2SO4 EDO del hidrógeno +1

NaH EDO del hidrógeno -1 (Hidrurode sodio)

3.-En la mayor parte de los compuestos, el oxígeno actúa con EDO -2, a excepción de los peróxidos donde actúa con EDO -1.

Ejemplos: CuO EDO del oxígeno -2

H2O EDO del oxígeno -2

H2O2 EDO del oxígeno -2 (peróxido de hidrógeno).

4.-El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo IA de la tabla periódica) es siempre es +1.

Ejemplo: NaCl EDOdel Na +1
K2Br EDO del K +1

5.- El número de oxidación del los metales alcalinos térreos ( grupo II A de la Tabla periódica) es siempre +2

Ejemplo: MgCl2 EDO del Mg +2

6.-Los no metales de las sales de los hidrácidos de los elementos del grupo VI y VII de la tabla periódica, tienen respectivamente EDO -2 y -1.

Ejemplo: H2S EDO del S -2 (S, no metal delgrupo VI A)
HCl EDO del Cl -1 (Cl , un no metal del grupo VII A)


7.- La suma de los estados de oxidación de molécula neutras es siempre 0. De tal manera que conociendo uno de los EDO se puede determinar el otro.

Ejemplo 1 NaCl EDO del Na +1, suma del EDO del Na más del Cl igual a 0

Ecuación: +1 + X = 0
Despejando: X= 0 - (+1)
X =-1
Por lo tanto EDO del Cl es -1.

Ejemplo 2 H2SO4 EDO del H +1, EDO del O -2 , suma de los EDO igual 0

Ecuación 2 (+1) + X + 4 (-2) = 0

Despejando +2 + X + -8 = 0

X = +6
Luego el EDO del S es +6

8.- La suma de los EDO de moléculas cargadas es igual a su carga.

Ejemplo 1 (NO3)- EDO del O= -2, suma de los EDO = - 1

Ecuación X+ 3 (-2) = - 1

Despejando X + (-6) = -1
X = +5

Luego el estado de oxidación del N es +5

Ejercicios

Determine el estado de oxidación de los átomos marcados en las siguientes moléculas:

a.-H2SO3 b.- MgCl2 c.-HNO2 d.-CO2 e.-AlCl3

f.-PbO2 g.-(HCO3)- h.-(NO2) - i.-(Cr2O7 )= j.- (ClO4) -

Respuestas: S=+4, Mg=+2, N= +3, C= +4, Al= +3, Pb= +4, C= +4,...